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Salze (1)

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Natriumchlorid-
synthese

Eigenschaften von Salzen

Halogene / Halogenide

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Die Struktur bestimmt die Eigenschaften eines Stoffes

Ein Ionengitter ist sehr stabil, da sich die Ionen sehr stark festhalten (die Ionenbindung ist sehr stark). Man sagt auch: die Gitterenergie ist sehr groß.

Möchte man die Ionen voneinander trennen, muss man die gleiche Energiemenge (Gitterenergie) dem Salz zufügen - zum Beispiel für den Schmelzvorgang. So schmilzt Natriumchlorid auch erst bei 800°C. Eine glühende Herdplatte hat eine Temperatur von 400°C. Man kann also Speisesalz in einer Pfanne nicht zum Schmelzen bringen.

Auch die Sprödigkeit von Salzen ist durch das Modell erklärbar: Gleiten beim plötzlichen Verformen (z.B. Schlag mit einem Hammer) gleichgeladene Schichten aneinander vorbei, so stoßen sie sich in ihrer Gesamtheit ab - der Kristall bricht, es entstehen glatte Bruchstellen.

[Bild]

Lang anhaltender, starker Druck auf ein Ionengitter führt allerdings zur Verformung des Gitters. Das Salz verhält sich dann regelrecht plastisch. Dies lässt sich mit diesem Modell nicht so leicht erklären.

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Der Lösevorgang eines Salzes in Wasser

Um die Vorgänge beim Lösen verstehen zu können, müssen wir uns noch einmal ein Wasser-Molekül näher betrachten.
Den Bau (die Struktur) eines Wassermoleküls haben wir uns schon einmal erarbeitet.

list starDiese Vorkenntnisse noch einmal zusammengefasst:

Ein Wasser-Molekül besitzt verschiedene Pole: Auf der einen Seite einen Minus-Pol durch die (negative Partialladung), auf der anderen Seite einen Pluspol (durch die positiven Partialladungen).

Wassermolekuel dipol Valenzstrichformel: wassermolekuel-strukturformel

Es handelt sich bei den Polen der Wassermoleküle nicht um ganze positiv oder negativ geladene Bereiche (wie z.B. bei den Ionen) sondern um positive bzw. negative Teilladungen, auch Partialladungen genannt. Hintergrund ist die sogenannte ElektronegativitätLex, die in der oben erwähnten Unterrichtseinheit schon erläutert wurde.

Diese Teilladungen sind also viel schwächer als die Ladungen von Ionen.

Beim Lösevorgang werden die Seiten der Wassermoleküle mit der positiven Partialladung von den Anionen, also im Falle des Natriumchlorids von den Chlorid-Ionen, angezogen. Die Seite eines Wassermoleküls mit der negativen Partialladung wird von den Kationen, also im Falle des Natriumchlorids von den Natrium-Ionen, angezogen.

Modell:

loesevorgang-wasser-salz
Die Anziehungskraft eines Wassermoleküls reicht nicht aus, um ein Ion aus dem Kristallverband heraus zu brechen. Da sich jedoch stets mehrere Wasser-Moleküle an einem Ion anlagern - besonders an den Ecken des Kristalls - , summiert sich die Anziehungskraft. Schließlich werden die Ionen aus dem Kristallgitter heraus gebrochenen. Dieses "Herausbrechen" benötigt Energie, die als Wärmeenergie dem Lösemittel entzogen wird.

Danach werden die Ionen von den Wassermolekülen umhüllt. Diesen Prozess nennt man allgemein Solvatation. Im Falle des Lösemittels Wasser spricht man von Hydration oder Hydratation. Hierbei wird Energie frei, die so genannte Hydrationsenergie (oder auch: Hydratationsenergie).

list star Der Begriff ist leicht mit Hydratisierung zu verwechseln; vor allem, weil in der englischen Sprache kein Unterschied zwischen Hydratation und Hydratisierung gemacht wird.


Hydratisierte Ionen:

Nun sind die Ionen durch Wassermoleküle "geschützt". Diese "Hülle" nennt man auch Hydrathülle. Es wirken nach außen nur noch die schwachen Teilladungen der Wassermoleküle. Diese schwachen Anziehungskräfte, die nun nach außen wirken, reichen nicht aus, als dass sich die entgegengesetzt geladenen Ionen wieder anziehen können. Die Ionen "schwimmen" nun also frei beweglich im Wasser rum und können sich verteilen. Da die Ionen selbst so winzig klein sind, können wir sie nicht sehen. Nach dem Lösevorgang des Salzes ist das Salz für uns im Wasser nicht mehr sichtbar.

Modell:

hydrathuelle-chloridhydrathuelle-natriumion

Modell in Formelschreibweise:

Natriumchlorid-Hydrathuellen-cl Natriumchlorid-Hydrathuellen-Na

Natriumchlorid-Hydrathuellen-cl-m

list starWie viele Wassermoleküle umhüllen denn ein Ion?

Die Anzahl an Wasser-Molekülen (Hydratationszahl), die sich um ein Ion anlagern, hängt von der Größe des Ions und von seiner Ladung ab. Ein kleines, z.B. 2-fach geladenes Kation, kann mehr Wasser-Moleküle anziehen, als ein großes, 1-fach geladenes Kation.

Die Abbildungen oben geben nicht die wahre Anzahl der Wasser-Moleküle wieder, zumal die Zeichnungen den Sachverhalt ja auch nur zweidimensional wiedergeben.

Übrigens bilden die Wasser-Moleküle mehrere Schichten um ein Ion. Hierbei ist die Anziehungskraft der ersten Schicht (primäre Hydratation) am größten (Ionen-Dipol-Wechselwirkung). Die weiteren Schichten werden durch "Wasserstoffbrücken" zusammengehalten.

Hydratationszahlen einiger Ionen [1]:

Ion Zahl der Wassermoleküle
Li+ 12
Na+ 8
K+ 4
Mg2+ 14
Ca2+ 10-12
Cl- 3
Br- 2

---------------------------------

[1] Quelle: Römpp USB Stick · 2008, ISBN: 978-3-13-149231-9

list starLöst sich in heißem und kaltem Wasser die gleiche Menge an Speisesalz?

Bei den meisten Salzen ist es so, dass sich in heißem Wasser einen größere Menge löst. Natriumchlorid, also unser Speisesalz, stellt hier jedoch einen Ausnahme dar: Die Menge, die sich in heißem und kaltem Wasser löst, ist fast gleich [2].

Die Zeit, die man braucht, bis sich die gesättigte Salzlösung einstellt, ist jedoch
abhängig von der Temperatur und vom Rührvorgang.

[2] http://www.chemie.de/lexikon/Natriumchlorid.html
: 356 g/l bei 0°C, 358 g/l bei 22°C. Oder : http://www.wasser-wissen.de/abwasserlexikon/n/natriumchlorid.htm
: 391 g/l bei 99°C

Würde man nun solch eine Salzlösung eindampfen oder verdunsten lassen, so gehen die Wassermoleküle in den gasförmigen Zustand über, die Hydrathüllen fallen weg und die Ionen können sich wieder anziehen und ein Ionengitter bilden. Nach dem Verdampfen des Wassers sehen wir wieder das Salz.

Durch das Eindampfen von gesättigten Salzlösungen wurde früher in den Salzsiedereien aus den Solequellen das Speisesalz gewonnen. In südlichen Ländern wird durch Verdunsten von Meerwasser heute noch Speisesalz nach diesem Prinzip gewonnen:

Saline-Sizilien-k

list starWarum gibt es leicht- und schwerlösliche Salze?

Ist die Hydrationsenergie größer als die Gitterenergie, so ist in der Regel ein Salz löslich und das Wasser erwärmt sich (exothermer Lösevorgang). Ist die Gitterenergie viel größer als die Hydrationssenergie, so ist ein Salz in der Regel schwer löslich. Viele Salze lösen sich jedoch unter Abkühlung des Wassers. Bei diesen Salzen ist die Gitterenergie nur etwas größer als die Hydrationsenergie. Die fehlende Energiemenge wird dem Wasser entzogen: Das Wasser kühlt sich ab (endothermer Lösevorgang). Beim Natriumchlorid ist die Hydrationsenergie und die Gitterenergie etwa gleich. Demzufolge ändert sich die Temperatur des Wassers beim Lösen nur geringfügig.

Man kann den Lösevorgang von Natriumchlorid in Wasser mit folgendem "Reaktionsschema" beschreiben:

dissoziation-kochsalz

aqua = lat. Wasser

(aq) = Hydrathülle

(Beachte aber, dass hierbei keine neuen Stoffe entstehen. Der Begriff "Reaktionsschema" ist hier irreführend.)

Das Trennen der Ionen aus dem Ionengitter nennt man auch Dissoziation. Man sagt: Das Salz dissoziiert im Wasser.

Fotolia 29816769 SS-idee-kleinSiehe dir auch an, warum sich bestimmte Stoffe nicht in Wasser lösen können.

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Warum Salz das Eis zum Schmelzen bringt

Zwei Tatsachen führen zum Schmelzen des Eises, wenn man Salz drauf streut:

  1. Auf gefrorenem Wasser befindet sich stets eine sehr dünne Schicht von geschmolzenem Eis. Dieser "Wasserfilm" wird auch dann vom Eis nachgebildet, wenn man ihn z.B. mit einem trockenem Lappen wegwischt. Der Chemiker spricht hier von einem dynamischen Gleichgewicht, was immer wieder "eingestellt" wird.

  2. Wenn sich Salz in diesem Flüssigkeitsfilm löst, dann wird dem Flüssigkeitsfilm das Wasser durch Bildung von HydrathüllenLex entzogen. Wegen dem oben angesprochenen dynamischen Gleichgewichtes, schmilzt das Eis weiter, um den Flüssigkeitsfilm wieder "aufzufüllen".

Es kommt aber noch ein weiterer Effekt hinzu:

Durch das Vorhandensein von Salzteilchen, werden die Wassermoleküle daran behindert, Eiskristalle aufzubauen. Die Folge: Die Wasser-Salz-Lösung gefriert erst bei wesentlich niedrigeren Temperaturen als 0°C. Der Gefrierpunkt des Wassers wird also durch Salz erniedrigt (Gefrierpunktserniedrigung).

Der Gefrierpunkt einer Kochsalzlösung liegt bei -21°C
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Kristallwasser und Hygroskopizität

Kristallwasser

Zwischen den Ionen eines Ionengitters findet sich bei einigen Salzen genügend Platz für Wassermoleküle. Durch Erwärmen des Salzes kann man dieses so genannte Kristallwasser austreiben.

Ein typisches Beispiel ist das Salz Kupfersulfat, das schöne blaue Kristalle bildet.

Blaues Kupfersulfat (CuSO4 · 5 H2O) enthält Kristallwasser. Erhitzt man es, so verdampft das Kristallwasser. Zurück bleibt ein farbloses (weißes) Salz: wasserfreies Kupfersulfat (CuSO4). Diesen Unterschied kann man sich für einen Wassernachweis zu Nutze machen.

Beachte, dass in der Formel des blauen Kupfersulfates ein "Malzeichen" für das Kristallwassers vorhanden ist.

Hygroskopizität

Es gibt Salze, die sind stark Wasser anziehend. Einige ziehen so viel Wasser aus der Luft (Luftfeuchtigkeit), dass sich das Salz im aufgenommenen Wasser auflöst (z.B. Magnesiumchlorid).

Wasseranziehende Stoffe werden als hygroskopisch bezeichnet.

Natriumchlorid ist selbst nicht hygroskopisch. Das Speisesalz war früher jedoch mit Magnesiumchlorid (siehe oben) verunreinigt und zog daher den Wasserdampf aus der Umgebungsluft an. Daher hatte man früher in einen Salzstreuer Reiskörner (Stärke) zugegeben, die selbst hygroskopisch sind. Das ist nicht mehr nötig, da unser Speisesalz heute viel reiner ist.


salzstreuer

Speisesalz, mit Magnesiumchlorid "verunreinigt".

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